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									Soluciones o Disoluciones
        Químicas




            Unidad 4




           Profesor Jorge Díaz Galleguillos
Mezclas

   Una mezcla está formada por la
    unión de sustancias en cantidades
    variables y que no se encuentran
    químicamente combinadas.
   Por lo tanto, una mezcla no tiene
    un conjunto de propiedades
    únicas, sino que cada una de las
    sustancias constituyentes aporta al
    todo con sus propiedades
    específicas.
Características de las Mezclas

              Las      mezclas      están
               compuestas       por    una
               sustancia, que es el medio,
               en el que se encuentran una
               o más sustancias en menor
               proporción. Se llama fase
               dispersante al medio y fase
               dispersa a las sustancias
               que están en él.
Clasificación de las mezclas

   De acuerdo al tamaño de las partículas de la
    fase dispersa, las mezclas pueden ser
    homogéneas o heterogéneas.
Mezclas homogéneas

   Las mezclas homogéneas son aquellas
    cuyos componentes no son identificables a
    simple vista, es decir, se aprecia una sola
    fase física (monofásicas). Ejemplo: aire,
    agua potable.
Mezclas heterogéneas

   Las mezclas heterogéneas son aquellas
    cuyos componentes se pueden distinguir a
    simple vista, apreciándose más de una fase
    física. Ejemplo: Agua con piedra, agua con
    aceite.
   Las mezclas heterogéneas se pueden
    agrupar en: Emulsiones, suspensiones y
    coloides.
Mezclas heterogéneas

   Emulsiones: Conformada por 2 fases líquidas
    inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche,
    mayonesa.
   Suspensiones: Conformada por una fase sólida
    insoluble en la fase dispersante líquida, por lo cual
    tiene un aspecto opaco. Ejemplo: Arcilla, tinta china
    (negro de humo y agua), pinturas al agua, cemento.
   Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en
    donde el sistema disperso puede ser observado a
    través de un ultramicroscopio.
Soluciones Químicas

   Son mezclas homogéneas (una
    fase) que contienen dos o más
    tipos de sustancias denominadas
    soluto y solvente; que se
    mezclan en proporciones
    variables; sin cambio alguno en
    su composición, es decir no existe
    reacción química.


     Soluto      + Solvente          →   Solución
Soluto

   Es la sustancia que se disuelve, dispersa o
    solubiliza y siempre se encuentra en menor
    proporción, ya sea en peso o volumen.
   En una solución pueden haber varios solutos.
   A la naturaleza del soluto se deben el color, el olor,
    el sabor y la conductividad eléctrica de las
    disoluciones.
   El soluto da el nombre a la solución.
Solvente o disolvente

   Es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y
    generalmente se encuentra en mayor proporción.
   Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y
    amoníaco) y no polares (benceno, éter, tetracloruro
    de carbono).
   En las soluciones líquidas se toma como solvente
    universal al agua debido a su alta polaridad.
   El solvente da el aspecto físico de la solución.
CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

   La relación entre la cantidad de sustancia
    disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente
    se conoce como concentración.
   Esta relación se expresa cuantitativamente
    en forma de unidades físicas y unidades
    químicas, debiendo considerarse la
    densidad y el peso molecular del soluto.
Concentración en Unidades Físicas

   Porcentaje masa en masa (% m/m o %
    p/p): Indica la masa de soluto en gramos,
    presente en 100 gramos de solución.

        Xg soluto    →      100g solución
Ejemplo

   Una solución de azúcar en agua, contiene 20g de azúcar
    en 70g de solvente. Expresar la solución en % p/p.
               soluto + solvente →         solución
                20g        70g                90g

              20g azúcar     →     90g solución
               Xg azúcar      →     100g solución

                       X = 20 * 100 =   22,22 %p/p
                              90
Porcentaje masa en volumen (% m/v o
% p/v)

   Indica la masa de soluto en gramos disuelto
    en 100 mL de solución.

       Xg soluto     →      100mL solución
Ejemplo

    Una solución salina contiene 30g de NaCl
    en 80 mL de solución. Calcular su
    concentración en % p/v.
           30g NaCl      →      80 mL solución
            Xg NaCl       → 100mL solución
                X = 30 * 100 = 37,5 %p/v
                        80
Porcentaje en volumen (% v/v)

   Indica el volumen de soluto, en mL, presente
    en 100 mL de solución.

       X mL soluto     →       100mL solución
Ejemplo

   Calcular la concentración en volumen de una
    solución alcohólica, que contiene 15 mL de alcohol
    disueltos en 65 mL de solución.

           15 mL alcohol     →      65 mL solución
           X mL alcohol      →     100mL solución

                  X = 15 * 100 =    23 %v/v
                        65
Concentración común (g/L)

   Indica la masa de soluto en gramos,
    presente en un litro de solución (recordar
    que 1 L = 1000 mL, por lo que es lo mismo
    decir mg/mL).

     Xg soluto     →   1 L o 1000 mL solución
Ejemplo

   Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80 mL
    de solución. Calcular su concentración en gramos
    por litro.

            10g KCl     →     80 mL solución
            Xg KCl      →    1000 mL solución

                  X = 10 * 1000 =    125 g/L
                         80
Partes por millón (ppm)

Se define como los miligramos de soluto
 disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución.
Nota 1g = 1000 mg

    X mg soluto →       1000 mL solución
Ejemplo

 Calcular la concentración en ppm de una solución que
  contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 mL de solución.
En primer lugar se debe transformar los gramos a miligramos,
  según la relación de arriba.
                            1 g → 1000 mg
                        0,85 g →        X mg
                                X = 850 mg
Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla
  de tres:
              850 mg KNO3 → 670 mL solución
               X mg KNO3 → 1000 mL solución
                           X = 1268,65 ppm
CONCENTRACIÓN EN UNIDADES
QUÍMICAS

   Molaridad (M): Indica el número de moles
    de soluto disuelto hasta formar un litro de
    solución.

      X moL    →      1L o 1000 mL solución

               M = mol de soluto
                   V (L) solución
Ejemplo

    Calcular la concentración molar de una
     solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7
     litros de solución.

    Solución 1               Solución 2
    7,2 moL → 7 L         M = 7,2 moles KCl
     X moL → 1L                    7L

    X= 1,02 moL            M = 1,02 moL/L
Analizando

   Como n =     m (g)
               MM (g/moL)

M = mol de soluto       Reemplazando se tiene que
    V (L) solución

         M=             m(g)
               MM(g/moL) x V (L) solución
Ejemplo

   Calcular la concentración molar de una
    solución de HCl que contiene 73 g en 500
    mL de solución (Masa molar=36,5 g/moL).
                 M =      masa (g)
                         PM * V (L)
       M =             73 (g )          =  4M
                 36,5 (g/mol) * 0,5 (L)
Molaridad en función del porcentaje
masa en masa:

   Esto quiere decir que algunas veces
    podremos calcular la molaridad sólo
    conociendo el porcentaje masa en masa de
    la solución, mediante la siguiente relación:

     M = % m/m x densidad solución (δ) x 10
               Masa molar soluto
Ejemplo

   Calcular la molaridad del NaOH sabiendo que la
    densidad de la solución es 0,9 g/mL y el porcentaje
    en masa del NaOH en la solución es 20 % m/m. La
    masa molar del NaOH es 40 g/moL.

                M = 20 x 0,9 x 10
                          40
                  M = 4,5 moL/L
Solubilidad

   Se define solubilidad como la máxima cantidad de
    un soluto que puede disolverse en una determinada
    cantidad de solvente a una temperatura dada. La
    solubilidad depende de la temperatura, presión y
    naturaleza del soluto y solvente.
   La solubilidad puede expresarse en:

gramos de soluto , gramos de soluto, moles de soluto
Litro de solvente 100g de solvente litro de solución
Dilución

   Procedimiento por el cual se disminuye la
    concentración de una solución por adición de
    mayor cantidad de solvente.
   Al agregar más solvente, se está
    aumentando la cantidad de solución pero la
    cantidad de soluto se mantiene constante

         C1 x     V1 =     C2 x V2
Ejemplo

   ¿Qué volumen de HCl 18 M se necesitan
    para preparar 6 litros de solución 5 M?
         C1 x V1         =    C2     x   V2
        5M       6L          18M          X

                    X=5x6
                         18
                    X = 1,67 M
Clasificación de las soluciones

    1. De acuerdo a la cantidad de soluto
   Solución saturada: Es aquella que contiene la máxima
    cantidad de soluto que puede mantenerse disuelto en una
    determinada cantidad de solvente a una temperatura
    establecida.
   Solución diluida (insaturada): Es aquella donde la masa de
    soluto disuelta con respecto a la de la solución saturada es
    más pequeña para la misma temperatura y masa de solvente.
   Solución concentrada: Es aquella donde la cantidad de
    soluto disuelta es próxima a la determinada por la solubilidad a
    la misma temperatura.
   Solución Sobresaturada: Es aquella que contiene una mayor
    cantidad de soluto que una solución saturada a temperatura
    determinada. Esta propiedad la convierte en inestable.
2. De acuerdo a la conductividad
eléctrica

 Eectrolíticas: Se llaman también soluciones iónicas
  y presentan una apreciable conductividad eléctrica.
Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos y bases, sales.

 No electrolíticas: Su conductividad es
  prácticamente nula; no forma iones y el soluto se
  disgrega hasta el estado molecular.
Ejemplo: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina.
Factores a influyen en la Solubilidad

1. Naturaleza del soluto y solvente
   Los solutos polares son solubles son solubles en
    disolventes polares y los apolares en disolventes
    apolares, ya que se establecen los enlaces
    correspondientes entre las partículas de soluto y de
    disolvente. Es decir lo “similar disuelve a lo
    similar”
   Cuando un líquido es infinitamente soluble en otro
    líquido se dice que son miscibles, como el alcohol
    en agua.
Efecto de la temperatura

Solubilidad de sólidos en líquidos:
 La variación de la solubilidad con la temperatura
  está relacionada con el calor absorbido o
  desprendido durante el proceso de disolución. Si
  durante el proceso de disolución del sólido en el
  líquido se absorbe calor (proceso endotérmico), la
  solubilidad aumenta al elevarse la temperatura; si
  por el contrario se desprende calor del sistema
  (proceso exotérmico), la solubilidad disminuye con la
  elevación de la temperatura
Curvas de solubilidad
Efecto de la temperatura

Solubilidad de gases en líquidos:
 Al disolver un gas en un líquido,
  generalmente, se desprende calor, lo que
  significa que un aumento de temperatura en
  el sistema gas-líquido, disminuye la
  solubilidad del gas porque el aumento de
  energía cinética de las moléculas gaseosas
  provoca colisiones con las moléculas del
  líquido, disminuyendo su solubilidad.
Efecto de la presión

En sólidos y líquidos:
 La presión no afecta demasiado la
  solubilidad de sólidos y líquidos; sin
  embargo, sí es muy importante en la de los
  gases.
En gases:
 La solubilidad de los gases en líquidos es
  directamente proporcional a la presión del
  gas sobre el líquido a una temperatura dada.

								
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